La cinétique chimique Niveau supérieur
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T16 2014 La cinétique chimique Niveau supérieur Les lois de vitesse • la loi de vitesse relie la vitesse d’une réaction aux concentrations des réactifs et une constante de proportionalité (la constante de vitesse) • l’effet de la concentration d’un réactif est mieux déterminé en mesurant la vitesse initiale d’une réaction • la vitesse de la réaction inverse (produits → réactifs) est négligeable car il n’y a pas encore de produits à faire réagir • afin de déterminer l’effet de la concentration d’un réactif sur la vitesse de la réaction, les concentrations des autres réactifs doivent être fixes T16 2014 Les lois de vitesse • Ex.; F2(g) + 2 ClO2(g) → 2 FClO2(g) [F2] (M) 0,10 0,10 0,20 vitesse initiale (M/s) [ClO2] (M) 1,2 x 10­3 0,010 4,8 x 10­3 0,040 2,4 x 10­3 0,010 • si on garde [F2] fixe, on observe que la vitesse initiale augmente par un facteur de quatre si [ClO2] augmente par un facteur de quatre • si on garde [ClO2] fixe, on observe que la vitesse initiale augmente par un facteur deux si [F2] augmente par un facteur de deux • k est la constante de vitesse pour la réaction • on peut prendre n’importe lequel de nos points de données empiriques pour trouver la valeur de k • prenant le premier essai: T16 2014 Les lois de vitesse • en général, pour la réaction • N.B. x n'est pas nécessairement égal à a et y n'est pas nécessairement égal à b • la somme des exposants dans la loi de vitesse (dans cet exemple, x + y) est l’ordre global de la réaction • dans cet exemple, la réaction est d’ordre x en A et d’ordre y en B • Exemple: On a mesuré la vitesse de la réaction A + 2 B → C à 25oC. D’après les données suivantes, déterminez la loi de vitesse et la constante de vitesse de cette réaction. Expérience [A] initiale [B] initiale vitesse initiale (mol/l•s) 5,50 x 10­6 0,100 1 0,100 2,20 x 10­5 0,200 0,100 2 8,80 x 10­5 0,100 0,400 3 1,65 x 10­5 0,300 0,100 4 3,30 x 10­5 0,600 0,100 5 [A] v α [A]2 x = 2 [B] v α [B] x = 1 v = k [A]2 [B] ordre de réaction par rapport au réactif A ordre de réaction par rapport au réactif B 2 1 ordre global de la réaction 3 T16 2014 Les lois de vitesse • Solution: • Dans la deuxième et troisième expérience, [B] initiale est fixe, et on voit que la vitesse se quadruple si on double [A]: • Dans la quatrième et cinquième expérience, [A] initiale est fixe, et on voit que la vitesse se double si on double [B]: • La loi de vitesse est donc: • N.B. on aurait pu utiliser d’autres paires d’expériences aussi. • Pour déterminer la valeur de k, on utilise la première expérience: T16 2014 Unités de la constante de vitesse selon l'ordre global de la réaction ordre 1: v = k[A] ordre 2: v = k[A]2 ou k[A][B] ordre 3: v = k[A]2[B] ou k[A][B]2 Représentation graphique de réactions Ordre 0 vitesse temps T16 2014 Ordre 1 vitesse temps Ordre 2 vitesse temps [A]2 donne la droite T16 2014 T16 2014 T16 2014 Loi de vitesse et mécanisme réactionnel 1. On mesure la vitesse d'une réaction 2. On en déduit la loi de vitesse 3. On déduit un mécanisme à partir des observations expérimentales Le mécanisme réactionnel doit obéir deux règles • la somme des étapes élémentaires doit correspondre à l’équation équilibrée de la réaction globale • l’étape élémentaire la plus lente de la série, l’étape déterminante, doit nous permettre d’obtenir une loi de vitesse identique à celle de la réaction globale l’étape déterminante détermine la vitesse de la réaction globale • Il doit aussi être «probable», habituellement les étapes élémentaires sont uni ou bimoléculaire La réaction globale est souvent la somme d’une série de réactions simples (étapes élémentaires) • la séquence d’étapes élémentaires qui mène aux produits est le mécanisme réactionnel • ex.; pour la réaction 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) le mécanisme réactionnel est • la somme des deux étapes élémentaires est la réaction globale • dans cet exemple, N2O2 est un intermédiaire de réaction, i.e., une espèce qui apparaît dans le mécanisme réactionnel mais non pas dans la réaction globale équilibrée • un intermédiaire est produit et ensuite utilisé • un catalyseur est utilisé et ensuite reformé T16 2014 Molécularité Le nombre de molécules réagissant dans une étape élémentaire est la molécularité de cette étape • une étape unimoléculaire implique une seule molécule • une étape bimoléculaire implique deux molécules • une étape trimoléculaire implique trois molécules une étape trimoléculaire est rare car il est peu probable que molécules se heurtent simultanément trois Dans un processus bimoléculaire, les 2 particules forment temporairement au moment de la collision un complexe activé. On ne peut isoler cette substance car elle ne consiste qu'à une association temporaire des 2 réactifs au moment où les liaisons sont brisées et rompues. Si l'énergie est suffisante, les produits se forment, sinon, les réactifs redeviennent des réactifs séparés. http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/activa2.swf • la loi de vitesse pour une étape élémentaire est donnée par la stoichiométrie de l’étape, i.e., v = k[A] • pour A → produits, v = k[A][B] • pour A + B → produits, v = k[A]2 • pour 2 A → produits, T16 2014 Exemple, la réaction • toute seule, cette réaction est lente • cependant, avec la présence d’ions iodures, la réaction est rapide et on trouve que la loi de vitesse est • le mécanisme ne peut pas être tout simplement deux molécules de H2O2 qui se heurtent et qui réagissent par la suite Un mécanisme possible est lent rapide Donc, l'équation de vitesse serait Comme cela supporte la loi de vitesse trouvée expérimentalement, ce mécanisme est plausible. Que sont a) IO­ ? b) I­ ? T16 2014 • Exemple: On croit que la formation de NO et de CO2 à partir de NO2 et de CO se produit en deux étapes: La loi de vitesse déterminée expérimentalement est v=k[NO2]2. (a) Écris l’équation de la réaction globale. (b) Indique l’intermédiaire. (c) Que peut­on dire à propos des vitesses relatives des étapes 1 et 2? Ex2 Voici les étapes élémentaires d'une réaction chimique. 1. H2 + NO → H2O + N rapide 2. N + NO → N2O lente 3. N2O + H2 → N2 + H2O rapide a) Quelle est l'équation globale de la réaction? b) Quelle est l'expression de la loi de la vitesse? T16 2014 Solution: (a) la somme des étapes 1 et 2 est: NO2 + CO → NO + CO2 (b) NO3 est un intermédiaire (c) l’étape 1 est l’étape lente car sa cinétique correspond à celle de la réaction globale (la valeur de [CO] serait dans la loi de vitesse si l’étape 2 était l’étape déterminante) T16 2014 Questions de type BI 1. On considère le mécanisme réactionnel suivant. Quelle proposition identifie correctement l’étape déterminante de la vitesse et l’explication ? A. L’étape 2 parce qu’elle est l’étape la plus rapide B. L’étape 1 parce qu’elle est la plus lente C. L’étape 1 parce qu’elle est la première étape D. L’étape 2 parce qu’elle est la dernière étape 2. On considère la réaction suivante. NO2 (g) + CO(g) → NO(g) + CO2 (g) À T < 227 °C, l’expression de la vitesse de la réaction est vitesse = k[NO2]2 Parmi les mécanismes suivants, lequel est en accord avec l’expression de la vitesse ? T16 2014 3. On considère que la décomposition en phase gazeuse du monoxyde de diazote se produit en deux étapes. L’expression de vitesse expérimentale pour cette réaction est vitesse = k [N2O] . [1] ﴾i﴿ Identifiez l’étape déterminante de la vitesse. ﴾ii﴿ Identifiez l’intermédiaire impliqué dans la réaction. [1] T16 2014 La relation entre la concentrations des réactifs et le temps • les lois de vitesse nous permettent de déterminer les concentrations des réactifs à n’importe quel instant • par exemple, pour une réaction d’ordre global 1 qui est d’ordre 1 par rapport à A: réaction d'ordre 1 est la formule de la loi de vitesse intégrée pour une réaction d’ordre 1 • on peut modifier la formule • cette forme de la loi de vitesse intégrée nous dit qu’un graphique de ln[A] versus le temps est une ligne droite avec une pente de ‐k • expérimentalement, on détermine k de cette façon T16 2014 La demi‐vie • la demi‐vie d’une réaction, t1/2, est le temps requis pour que la concentration d’un réactif diminue de moitié • pour une réaction d’ordre global 1 temps (nombre de demi­vie passées) pour une réaction d’ordre global 1, la demi‐vie est indépendante de la concentration initiale http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/media_portfolio/text_images/063 _FirstOrderProc.MOV Exemple: La demi‐vie d’une réaction d’ordre 1 est de 84,1 min. Calcule la constante de vitesse de la réaction. T16 2014 La demi‐vie • Exemple: La demi‐vie d’une réaction d’ordre 1 est de 84,1 min. Calcule la constante de vitesse de la réaction. • Solution: T16 2014 L’effet de la température sur la constante de vitesse constante de vitesse Dépendance de la constante de vitesse sur la température température La constante de vitesse demeure constante que si la température est constante. Lorsque la température augmente les vitesses de réaction augmentent, et donc les constantes de vitesse augmentent. Arrhenius et l'énergie d'activation Svante Arrhenius a découvert et montré que la fraction de particules ayant assez d'énergie pour réagir (E < Ea) est proportionnelle à e­Ea/RT. On pouvait donc en conclure que la vitesse de réaction et ainsi, la constante de vitesse sont aussi proportionnelle à cette valeur. T16 2014 L’équation d’Arrhenius La relation entre la constante de vitesse et la température absolue est donnée par l’équation d’Arrhenius où Ea est l’énergie d’activation, R=8,314 JK‐1mol‐1, T est la température en kelvins, et A est connue sous le nom de constante d'Arrhénius et est reliée aux collisions des réactifs la valeur de A ne change pas beaucoup lorsqu’on varie la température. Sous forme logarithmique : Un graphique de ln k versus 1/T donne une droite de pente ‐Ea/R et avec une ordonnée à l'origine de ln A. Ceci nous permet de trouver graphiquement Ea et A T16 2014 L’équation d’Arrhenius graphique de ln k versus 1/T • on peut aussi déterminer la valeur de l’énergie d’activation à partir de deux constantes de vitesse, k1 et k2, aux températures T1 et T2 • on soustrait la première équation de la deuxième la pente du graphique nous donne Ea Exemple: La constante de vitesse de la réaction (d’ordre 1) du chlorure de méthyle (CH3Cl) avec l’eau pour former du méthanol (CH3OH) et de l’acide chlorhydrique (HCl) est de 3,32 x 10‐10 s‐1 à 25oC. Calculez la constante de vitesse à 40oC si l’énergie d’activation est de 116 kJ/mol. T16 2014 L’équation d’Arrhenius • Exemple: La constante de vitesse de la réaction (d’ordre 1) du chlorure de méthyle (CH3Cl) avec l’eau pour former du méthanol (CH3OH) et de l’acide chlorhydrique (HCl) est de 3,32 x 10‐10 s‐1 à 25oC. Calculez la constante de vitesse à 40oC si l’énergie d’activation est de 116 kJ/mol. • Solution: T16 2014 1. La conversion de CH3NC en CH3CN est une réaction exothermique qui peut être représentée de la façon suivante. Cette réaction a été effectuée à différentes températures et on a obtenu une valeur de la constante de vitesse, k, pour chaque température. Un graphique de ln k en fonction de 1/T est illustré ci­dessous. T16 2014 ﴾i﴿ Définissez le terme énergie d’activation, Ea. [1] ﴾ii﴿ Construisez le diagramme enthalpique et légendez sur le diagramme l’énergie d’activation, Ea, la variation d’enthalpie, [3] ΔH, et la position de l’état de transition. ﴾iii﴿ Décrivez qualitativement la relation entre la constante de [1] vitesse, k, et la température, T. ﴾iv﴿ À l’aide du tableau 1 du Recueil de Données, calculez [4] l’énergie d’activation, Ea, de la réaction. I. Ea : Énergie (minimale) nécessaire pour qu'une réaction se passe II état de transition enthalpie temps III Si T° aumente, k augmente aussi (de façon exponentielle) IV Exemple : T16 2014 T16 2014 T16 2014 T16 2014
